170009 0

Minden atomnak van bizonyos számú elektronja.

Belépés kémiai reakciók, az atomok elektronokat adnak, nyernek vagy osztanak meg, így érik el a legstabilabb elektronikus konfigurációt. A legalacsonyabb energiájú konfiguráció (mint a nemesgáz atomoknál) bizonyul a legstabilabbnak. Ezt a mintát „oktett szabálynak” nevezik (1. ábra).

Rizs. 1.

Ez a szabály mindenkire vonatkozik kapcsolatok típusai. Az atomok közötti elektronikus kapcsolatok lehetővé teszik számukra, hogy stabil struktúrákat alakítsanak ki, a legegyszerűbb kristályoktól az összetett biomolekulákig, amelyek végső soron élő rendszereket alkotnak. Folyamatos anyagcseréjükben különböznek a kristályoktól. Ugyanakkor sok kémiai reakció a mechanizmusok szerint megy végbe elektronikus átutalás, amelyek kritikus szerepet játszanak a szervezet energiafolyamataiban.

Kémiai kötés az az erő, amely két vagy több atomot, iont, molekulát vagy ezek kombinációját tart össze.

A kémiai kötés természete univerzális: a negatív töltésű elektronok és a pozitív töltésű atommagok közötti elektrosztatikus vonzási erő, amelyet az atomok külső héjának elektronjainak konfigurációja határoz meg. Az atom azon képességét, hogy kémiai kötéseket hozzon létre, ún vegyérték, vagy oxidációs állapot. A koncepció vegyérték elektronok- elektronok, amelyek kémiai kötéseket alkotnak, vagyis a legmagasabb energiájú pályákon helyezkednek el. Ennek megfelelően az ezeket a pályákat tartalmazó atom külső héját ún vegyértékhéj. Jelenleg nem elég a kémiai kötés jelenlétét jelezni, hanem pontosítani kell annak típusát: ionos, kovalens, dipól-dipólus, fémes.

Az első típusú kapcsolat azión kapcsolat

Lewis és Kossel elektronikus vegyértékelmélete szerint az atomok kétféleképpen érhetnek el stabil elektronkonfigurációt: először is, elektronok elvesztésével, kationok, másodszor, ezek megszerzése, átalakulása anionok. Az elektronátvitel eredményeként az ellentétes előjelű ionok közötti elektrosztatikus vonzási erő hatására kémiai kötés jön létre, amelyet Kossel " elektrovalens"(most hívják ión).

Ebben az esetben az anionok és kationok stabil elektronikus konfigurációt alkotnak, kitöltött külsővel elektronhéj. A tipikus ionos kötések T és II csoportok kationjaiból jönnek létre periódusos táblázatés a VI. és VII. csoport nemfémes elemeinek anionjai (16, illetve 17 alcsoport, kalkogéneketÉs halogének). Az ionos vegyületek kötései telítetlenek és nem irányítottak, így megmarad az elektrosztatikus kölcsönhatás lehetősége más ionokkal. ábrán. A 2. és 3. ábra az elektrontranszfer Kossel-modelljének megfelelő ionkötésekre mutat példákat.

Rizs. 2.

Rizs. 3. Ionos kötés egy molekulában asztali só(NaCl)

Itt érdemes felidézni néhány olyan tulajdonságot, amelyek megmagyarázzák az anyagok viselkedését a természetben, különös tekintettel a gondolatra savakÉs okokból.

Mindezen anyagok vizes oldatai elektrolitok. Különbözően változtatják a színüket mutatók. Az indikátorok hatásmechanizmusát F.V. Ostwald. Megmutatta, hogy az indikátorok gyenge savak vagy bázisok, amelyek színe a nem disszociált és a disszociált állapotokban különbözik.

A bázisok semlegesíthetik a savakat. Nem minden bázis oldódik vízben (például néhány oldhatatlan szerves vegyületek, amely nem tartalmaz - OH csoportokat, különösen, trietil-amin N(C2H5)3); oldható bázisokat nevezzük lúgok.

A savak vizes oldatai jellegzetes reakciókon mennek keresztül:

a) fém-oxidokkal - só és víz képződésével;

b) fémekkel - só és hidrogén képződésével;

c) karbonátokkal - sóképzéssel, CO 2 és N 2 O.

A savak és bázisok tulajdonságait több elmélet írja le. Az S.A. elméletének megfelelően Az Arrhenius, egy sav olyan anyag, amely disszociálva ionokat képez N+ , míg a bázis ionokat képez Ő- . Ez az elmélet nem veszi figyelembe a hidroxilcsoportokat nem tartalmazó szerves bázisok létezését.

Vminek megfelelően proton Brønsted és Lowry elmélete szerint a sav olyan anyag, amely olyan molekulákat vagy ionokat tartalmaz, amelyek protonokat adnak át. adományozók protonok), a bázis pedig olyan anyag, amely olyan molekulákból vagy ionokból áll, amelyek protonokat fogadnak el ( elfogadók protonok). Vegye figyelembe, hogy vizes oldatokban a hidrogénionok hidratált formában, azaz hidrogénionok formájában léteznek H3O+ . Ez az elmélet nemcsak vízzel és hidroxidionokkal, hanem oldószer hiányában vagy nem vizes oldószerrel végbemenő reakciókat is leírja.

Például az ammónia közötti reakcióban N.H. 3 (gyenge bázis) és hidrogén-klorid gázfázisban szilárd ammónium-klorid képződik, és két anyag egyensúlyi keverékében mindig 4 részecske van, ebből kettő sav, a másik kettő bázis:

Ez az egyensúlyi keverék két konjugált sav- és bázispárból áll:

1)N.H. 4+ és N.H. 3

2) HClÉs Cl ‑

Itt minden konjugált párban a sav és a bázis egy protonban különbözik. Minden savnak van konjugált bázisa. Az erős savnak gyenge konjugált bázisa, a gyenge savnak erős konjugált bázisa van.

A Brønsted-Lowry elmélet segít megmagyarázni a víz egyedülálló szerepét a bioszféra életében. A víz, a vele kölcsönhatásba lépő anyagtól függően, akár sav, akár bázis tulajdonságait mutathatja. Például a reakciókban vizes oldatok Az ecetsavval a víz bázis, vizes ammóniaoldatokkal pedig sav.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Itt egy ecetsavmolekula protont adományoz egy vízmolekulának;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + Ő- . Itt az ammónia molekula protont fogad el egy vízmolekulától.

Így a víz két konjugált párt alkothat:

1) H2O(sav) és Ő- (konjugált bázis)

2) H3O+ (sav) és H2O(konjugált bázis).

Az első esetben a víz protont adományoz, a második esetben pedig elfogadja.

Ezt a tulajdonságot ún amfiprotonizmus. Azokat az anyagokat, amelyek savként és bázisként is reagálhatnak, nevezzük amfoter. Az ilyen anyagok gyakran megtalálhatók az élő természetben. Például az aminosavak savakkal és bázisokkal egyaránt sókat képezhetnek. Ezért a peptidek könnyen alkotnak koordinációs vegyületeket a jelenlévő fémionokkal.

És így, jellemző tulajdonság ionos kötés - két kötőelektron teljes mozgása az egyik atommaghoz. Ez azt jelenti, hogy az ionok között van egy olyan tartomány, ahol az elektronsűrűség közel nulla.

A második típusú kapcsolat azkovalens kapcsolat

Az atomok az elektronok megosztásával stabil elektronikus konfigurációkat alkothatnak.

Ilyen kötés akkor jön létre, ha egy-egy elektronpáron osztoznak mindenkitől atom. Ebben az esetben a megosztott kötés elektronjai egyenlően oszlanak el az atomok között. Példák kovalens kötés nevezhető homonukleáris kétatomos molekulák H 2 , N 2 , F 2. Ugyanilyen típusú kapcsolat található az allotrópokban O 2 és ózon O 3. ábra és egy többatomos molekula esetében S 8 és szintén heteronukleáris molekulák hidrogén klorid HCl, szén-dioxid CO 2, metán CH 4, etanol VAL VEL 2 N 5 Ő, kén hexafluorid SF 6, acetilén VAL VEL 2 N 2. Ezeknek a molekuláknak ugyanazok az elektronjaik vannak, és kötéseik azonos módon telítettek és irányítottak (4. ábra).

A biológusok számára fontos, hogy a kettős és hármas kötések kovalens atomi sugarai kisebbek az egyszeres kötésekhez képest.

Rizs. 4. Kovalens kötés Cl 2 molekulában.

Az ionos és kovalens típusú kötések a halmaz két korlátozó esete létező típusok kémiai kötések, és a gyakorlatban a legtöbb kötés közbenső.

A periódusos rendszer azonos vagy különböző periódusainak ellentétes végein elhelyezkedő két elem vegyületei túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak. Ahogy az elemek egy perióduson belül közelebb kerülnek egymáshoz, vegyületeik ionos jellege csökken, és a kovalens jelleg növekszik. Például az elemek halogenidjei és oxidjai a bal oldalon periódusos táblázat túlnyomórészt ionos kötéseket képeznek ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), és ugyanazok az elemek vegyületei a táblázat jobb oldalán kovalensek ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glükóz C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5OH).

A kovalens kötésnek viszont van még egy módosítása.

A többatomos ionokban és az összetett biológiai molekulákban mindkét elektron csak innen származhat egy atom. Ez az úgynevezett donor elektronpár. Egy olyan atomot, amely ezen az elektronpáron osztozik egy donorral, az úgynevezett elfogadó elektronpár. Ezt a típusú kovalens kötést ún koordináció (donor-elfogadó, vagyrészeshatározó) kommunikáció(5. ábra). Ez a fajta kötés a biológia és az orvostudomány számára a legfontosabb, mivel az anyagcsere szempontjából legfontosabb d-elemek kémiáját nagyrészt koordinációs kötések írják le.

Ábra. 5.

Általában egy komplex vegyületben a fématom egy elektronpár akceptorjaként működik; ellenkezőleg, ionos és kovalens kötésekben a fématom elektrondonor.

A kovalens kötés lényege és változata - a koordinációs kötés - egy másik, a GN által javasolt savak és bázisok elmélete segítségével tisztázható. Lewis. Némileg kibővítette a „sav” és „bázis” kifejezések szemantikai fogalmát a Brønsted-Lowry elmélet szerint. Lewis elmélete megmagyarázza az oktatás természetét komplex ionok valamint az anyagok részvétele a nukleofil szubsztitúciós reakciókban, azaz a CS képződésében.

Lewis szerint a sav olyan anyag, amely képes kovalens kötést létrehozni egy bázis elektronpárjának elfogadásával. A Lewis-bázis olyan anyag, amelynek magányos elektronpárja van, amely elektronok adományozásával kovalens kötést hoz létre Lewis-savval.

Vagyis Lewis elmélete kiterjeszti a sav-bázis reakciók körét azokra a reakciókra is, amelyekben a protonok egyáltalán nem vesznek részt. Sőt, maga a proton ezen elmélet szerint szintén sav, mivel képes elektronpárt fogadni.

Ezért ezen elmélet szerint a kationok Lewis-savak, az anionok pedig Lewis-bázisok. Példa erre a következő reakciók:

Fentebb megjegyeztük, hogy az anyagok ionosra és kovalensre való felosztása relatív, mivel a kovalens molekulákban nem megy végbe teljes elektronátadás a fématomoktól az akceptor atomokhoz. Az ionos kötésekkel rendelkező vegyületekben minden ion az ellenkező előjelű ionok elektromos mezőjében van, így kölcsönösen polarizálódnak, héjaik deformálódnak.

Polarizálhatóság az ion elektronszerkezete, töltése és mérete határozza meg; az anionok esetében magasabb, mint a kationoknál. A kationok közül a legnagyobb polarizálhatóság a nagyobb töltésű és kisebb méretű kationok esetében van, pl. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Erős polarizáló hatása van N+ . Mivel az ionpolarizáció hatása kétirányú, jelentősen megváltoztatja az általuk képződött vegyületek tulajdonságait.

A harmadik típusú kapcsolat azdipólus-dipólus kapcsolat

A felsorolt ​​kommunikációs típusokon kívül vannak dipólus-dipólusok is intermolekuláris interakciók, más néven van der Waals .

Ezen kölcsönhatások erőssége a molekulák természetétől függ.

Háromféle kölcsönhatás létezik: permanens dipólus - permanens dipólus ( dipólus-dipólus vonzerő); állandó dipólus által indukált dipólus ( indukció vonzerő); pillanatnyi dipólus által indukált dipólus ( szétszórt vonzás, vagy a londoni erők; rizs. 6).

Rizs. 6.

Csak a poláris kovalens kötésekkel rendelkező molekulák rendelkeznek dipól-dipól momentummal ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a kötési szilárdság pedig 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10–30 coulombméter - C × m).

A biokémiában van egy másik típusú kapcsolat - hidrogén kapcsolat, ami korlátozó eset dipólus-dipólus vonzerő. Ez a kötés egy hidrogénatom és egy kis elektronegatív atom, leggyakrabban oxigén, fluor és nitrogén között jön létre. A hasonló elektronegativitással rendelkező nagy atomok (például klór és kén) esetén a hidrogénkötés sokkal gyengébb. A hidrogénatomot egy lényeges tulajdonság különbözteti meg: amikor a kötőelektronokat elhúzzák, atommagja - a proton - szabaddá válik, és már nem védi az elektronok.

Ezért az atom nagy dipólussá válik.

A hidrogénkötés a van der Waals-kötéssel ellentétben nemcsak intermolekuláris kölcsönhatások során jön létre, hanem egy molekulán belül is. intramolekuláris hidrogén kötés. A hidrogénkötések fontos szerepet játszanak a biokémiában, például a fehérjék szerkezetének stabilizálásában a-hélix formájában, vagy a DNS kettős hélixének kialakításában (7. ábra).

7. ábra.

A hidrogén- és van der Waals kötések sokkal gyengébbek, mint az ionos, kovalens és koordinációs kötések. Az intermolekuláris kötések energiáját a táblázat tartalmazza. 1.

Asztal 1. Intermolekuláris erők energiája

jegyzet: Az intermolekuláris kölcsönhatások mértékét az olvadás és a párolgás (forrás) entalpiája tükrözi. Az ionos vegyületek lényegesen több energiát igényelnek az ionok szétválasztásához, mint a molekulák elválasztásához. Az ionos vegyületek olvadási entalpiája sokkal nagyobb, mint a molekuláris vegyületeké.

A negyedik típusú kapcsolat azfém csatlakozás

Végül van egy másik típusú intermolekuláris kötés - fém: fémrács pozitív ionjainak összekapcsolása szabad elektronokkal. Ez a fajta kapcsolat nem fordul elő biológiai objektumokban.

Tól től rövid áttekintés A kötéstípusok esetében egy részlet világossá válik: a fématom vagy -ion - az elektrondonor, valamint az atom - az elektronakceptor fontos paramétere az méret.

Anélkül, hogy a részletekbe mennénk, megjegyezzük, hogy az atomok kovalens sugarai, a fémek ionos sugarai és a kölcsönhatásban lévő molekulák van der Waals sugarai nőnek sorozatszám a periódusos rendszer csoportjaiban. Ebben az esetben az ionsugár értékei a legkisebbek, és a van der Waals sugarak a legnagyobbak. Általában a csoportban lefelé haladva minden elem sugara nő, mind a kovalens, mind a van der Waals.

A biológusok és az orvosok számára a legfontosabbak koordináció(donor-elfogadó) koordinációs kémia által figyelembe vett kötések.

Orvosi bioszervetlen anyagok. G.K. Baraskov

A kémiai kötések jellemzői

A kémiai kötés tana mindennek az alapja elméleti kémia. Kémiai kötés alatt az atomok kölcsönhatását értjük, amelyek molekulákká, ionokká, gyökökké és kristályokká kötik őket. A kémiai kötéseknek négy típusa van: ionos, kovalens, fémes és hidrogén. Ugyanazon anyagokban különböző típusú kötések találhatók.

1. Bázisokban: a hidroxocsoportok oxigén- és hidrogénatomja között a kötés poláris kovalens, a fém és a hidroxocsoport között ionos.

2. Oxigéntartalmú savak sóiban: a nemfém atom és a savas maradék oxigénje között - kovalens poláris, valamint a fém és a savas maradék között - ionos.

3. Az ammónium-, metil-ammónium- stb. sókban a nitrogén- és hidrogénatom között poláris kovalens, az ammónium- vagy metil-ammóniumionok és a savmaradék között pedig ionos.

4. A fém-peroxidokban (például Na 2 O 2) az oxigénatomok közötti kötés kovalens, nem poláris, a fém és az oxigén között ionos, stb.

A kémiai kötések minden típusának és típusának egységének oka azonos kémiai természetük - az elektron-nukleáris kölcsönhatás. A kémiai kötés kialakulása mindenesetre az atomok elektron-nukleáris kölcsönhatásának eredménye, amelyet energiafelszabadulás kísér.

Módszerek kovalens kötés kialakítására

Kovalens kémiai kötés egy kötés, amely az atomok között közös elektronpárok képződése miatt jön létre.

Kovalens vegyületek - általában gázok, folyadékok vagy viszonylag alacsony olvadáspontú szilárd anyagok. A ritka kivételek egyike a gyémánt, amely 3500 °C felett olvad. Ezt a gyémánt szerkezete magyarázza, amely kovalens kötésű szénatomok folytonos rácsa, nem pedig egyedi molekulák gyűjteménye. Valójában minden gyémántkristály, méretétől függetlenül, egy hatalmas molekula.

Kovalens kötés akkor jön létre, ha két nemfémes atom elektronja egyesül. Az így létrejövő szerkezetet molekulának nevezzük.

Az ilyen kötés kialakulásának mechanizmusa lehet csere vagy donor-akceptor.

A legtöbb esetben két kovalens kötésű atom eltérő elektronegativitással rendelkezik, és a megosztott elektronok nem egyformán tartoznak a két atomhoz. Legtöbbször közelebb vannak az egyik atomhoz, mint a másikhoz. A hidrogén-klorid molekulában például a kovalens kötést alkotó elektronok közelebb helyezkednek el a klóratomhoz, mert elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogéné. Az elektronvonzó képesség különbsége azonban nem elég nagy ahhoz, hogy a hidrogénatomról a klóratomra való teljes elektronátvitel megtörténjen. Ezért a hidrogén- és klóratomok közötti kötés egy ionos kötés (teljes elektrontranszfer) és egy nem poláris kovalens kötés (egy elektronpár szimmetrikus elrendezése két atom között) keresztezésének tekinthető. Az atomok részleges töltését jelöljük görög levélδ. Az ilyen kötést poláris kovalens kötésnek nevezzük, a hidrogén-klorid molekulát pedig polárisnak, vagyis van egy pozitív töltésű vége (hidrogénatom) és egy negatív töltésű vége (klóratom).

1. A cseremechanizmus akkor működik, amikor az atomok párosítatlan elektronok kombinálásával közös elektronpárokat alkotnak.

1) H2 - hidrogén.

A kötés annak köszönhető, hogy a hidrogénatomok s-elektronjai (átfedő s-pályák) közös elektronpárt hoznak létre.

2) HCl - hidrogén-klorid.

A kötés az s- és p-elektronokból álló közös elektronpár képződése miatt jön létre (átfedő s-p pályák).

3) Cl 2: A klórmolekulában a párosítatlan p-elektronok (átfedő p-p pályák) miatt kovalens kötés jön létre.

4) N2: A nitrogénmolekulában három közös elektronpár képződik az atomok között.

A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa

Donor van egy elektronpárja elfogadó- szabad pálya, amelyet ez a pár el tud foglalni. Az ammóniumionban mind a négy hidrogénatomos kötés kovalens: három a nitrogénatom és a hidrogénatom közös elektronpárok létrehozása miatt jött létre a cseremechanizmus szerint, egy - a donor-akceptor mechanizmuson keresztül. A kovalens kötéseket az elektronpályák átfedésének módja, valamint az egyik kötött atom felé való elmozdulásuk alapján osztályozzák. A kötésvonal mentén átfedő elektronpályák eredményeként létrejövő kémiai kötéseket ún. σ - kapcsolatok(szigma kötvények). A szigma kötés nagyon erős.

A p pályák két régióban átfedhetik egymást, oldalsó átfedés révén kovalens kötést képezve.

Az elektronpályák kötésvonalon kívüli, azaz két tartományban „oldalsó” átfedése következtében létrejött kémiai kötéseket pi-kötéseknek nevezzük.

A közös elektronpárok eltolódásának mértékétől függően az általuk összekapcsolt atomok egyikéhez a kovalens kötés lehet poláris vagy nem poláris. Az azonos elektronegativitású atomok között létrejövő kovalens kémiai kötést nem polárisnak nevezzük. Az elektronpárok nem tolódnak el egyik atom felé sem, mivel az atomok elektronegativitása megegyezik - az a tulajdonsága, hogy vonzza a vegyértékelektronokat más atomoktól. Például,

azaz egyszerű nemfémes anyagok molekulái kovalens nem poláris kötésen keresztül jönnek létre. Az eltérő elektronegativitással rendelkező elemek atomjai közötti kovalens kémiai kötést polárisnak nevezzük.

Például az NH3 ammónia. A nitrogén elektronegatívabb elem, mint a hidrogén, ezért a megosztott elektronpárok az atomja felé tolódnak el.

A kovalens kötés jellemzői: kötéshossz és energia

A kovalens kötés jellemző tulajdonságai a hossza és az energiája. A kötés hossza az atommagok közötti távolság. Minél rövidebb a kémiai kötés hossza, annál erősebb. A kötés erősségének mértéke azonban a kötési energia, amelyet a kötés megszakításához szükséges energia mennyisége határoz meg. Általában kJ/mol-ban mérik. Így a kísérleti adatok szerint a H 2, Cl 2 és N 2 molekulák kötéshossza 0,074, 0,198 és 0,109 nm, a kötési energiák pedig 436, 242 és 946 kJ/mol.

Ionok. Ionos kötés

Két fő lehetőség van arra, hogy egy atom engedelmeskedjen az oktettszabálynak. Ezek közül az első az ionos kötések kialakulása. (A második a kovalens kötés kialakítása, amelyről az alábbiakban lesz szó). Ha ionos kötés jön létre, egy fématom elektronokat veszít, a nemfém atomok pedig elektronokat kapnak.

Képzeljük el, hogy két atom „találkozik”: egy I. csoportba tartozó fém atomja és egy VII. csoportba tartozó nemfém atom. Egy fématomnak egyetlen elektronja van a külső energiaszintjén, míg egy nemfém atomnak csak egy elektronja hiányzik ahhoz, hogy a külső szintje teljes legyen. Az első atom könnyen átadja a másodiknak az atommagtól távol eső, hozzá gyengén kötődő elektronját, a második pedig szabad helyet biztosít a külső elektronszintjén. Ekkor az egyik negatív töltésétől megfosztott atom pozitív töltésű részecske lesz, a második pedig a keletkező elektron miatt negatív töltésű részvé válik. Az ilyen részecskéket ionoknak nevezzük.

Ez egy kémiai kötés, amely az ionok között jön létre. Az atomok vagy molekulák számát mutató számokat együtthatónak, a molekulában lévő atomok vagy ionok számát mutató számokat indexeknek nevezzük.

Fém csatlakozás

A fémek sajátos tulajdonságokkal rendelkeznek, amelyek eltérnek más anyagok tulajdonságaitól. Ilyen tulajdonságok a viszonylag magas olvadási hőmérséklet, a fényvisszaverő képesség, valamint a magas hő- és elektromos vezetőképesség. Ezek a tulajdonságok a fémekben való létezésnek köszönhetőek speciális típus csatlakozás - fém csatlakozás.

A fémes kötés a fémkristályokban lévő pozitív ionok közötti kötés, amely a kristályban szabadon mozgó elektronok vonzása miatt jön létre. A legtöbb fém atomja a külső szinten kis számú elektront tartalmaz - 1, 2, 3. Ezek az elektronok könnyen lejön, és az atomok pozitív ionokká alakulnak. A leszakadt elektronok egyik ionról a másikra mozognak, egyetlen egésszé kötve őket. Az ionokhoz kapcsolódva ezek az elektronok átmenetileg atomokat képeznek, majd ismét leszakadnak és egy másik ionnal egyesülnek, stb. Végtelenül megy végbe egy folyamat, amely sematikusan a következőképpen ábrázolható:

Következésképpen a fém térfogatában az atomok folyamatosan ionokká alakulnak és fordítva. A fémekben az ionok között megosztott elektronokon keresztül létrejövő kötést fémesnek nevezzük. A fémes kötésnek van némi hasonlósága a kovalens kötéssel, mivel a külső elektronok megosztásán alapul. Kovalens kötés esetén azonban csak két szomszédos atom külső párosítatlan elektronja osztozik, míg fémes kötésnél az összes atom részt vesz ezen elektronok megosztásában. Ezért a kovalens kötéssel rendelkező kristályok törékenyek, de fémkötéssel általában képlékenyek, elektromosan vezetőképesek és fémes fényűek.

A fémes kötés jellemző mind a tiszta fémekre, mind a különféle fémek keverékeire - szilárd és folyékony halmazállapotú ötvözetekre. Gőzállapotban azonban a fématomok kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz (például nátriumgőz tölti meg a lámpákat sárga fény nagyvárosok utcáinak megvilágítására). A fémpárok egyedi (egyatomos és kétatomos) molekulákból állnak.

A fémkötés erősségében is különbözik a kovalens kötéstől: energiája 3-4-szer kisebb, mint a kovalens kötésé.

A kötés energiája az az energia, amely egy kémiai kötés felszakításához szükséges minden olyan molekulában, amely egy mól anyagot alkot. A kovalens és ionos kötések energiái általában magasak, és 100-800 kJ/mol nagyságrendűek.

Hidrogén kötés

Kémiai kötés között egy molekula pozitívan polarizált hidrogénatomjai(vagy ezek részei) és erősen elektronegatív elemek negatívan polarizált atomjai A közös elektronpárok (F, O, N és ritkábban S és Cl) egy másik molekulát (vagy annak egy részét) hidrogénnek nevezik. A hidrogénkötés kialakulásának mechanizmusa részben elektrosztatikus, részben d kitüntető-elfogadó karakter.

Példák az intermolekuláris hidrogénkötésekre:

Ilyen kapcsolat jelenlétében még kis molekulatömegű anyagok is lehetnek normál körülmények között folyadékok (alkohol, víz) vagy könnyen cseppfolyósítható gázok (ammónia, hidrogén-fluorid). A biopolimerekben - fehérjékben (másodlagos szerkezet) - intramolekuláris hidrogénkötés van a karbonil-oxigén és az aminocsoport hidrogéne között:

A polinukleotid molekulák - DNS (dezoxiribonukleinsav) - kettős hélixek, amelyekben két nukleotidlánc kapcsolódik egymáshoz hidrogénkötésekkel. Ebben az esetben a komplementaritás elve működik, vagyis ezek a kötések bizonyos purin és pirimidin bázispárok között jönnek létre: a timin (T) az adenin nukleotiddal (A) szemben, a citozin (C) pedig szemben helyezkedik el. a guanin (G).

A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok molekuláris kristályrácsokkal rendelkeznek.

A kémiai kötés az az erő, amely az anyagot alkotó részecskéket összetartja.

Attól függően, hogy milyen részecskék tartják ezeket az erőket, a kötéseket intramolekulárisra és intermolekulárisra osztják.

Intramolekuláris kötések.

1. Kovalens kötés.

A kovalens kötés egy megosztott elektronpár két nemfémes atom között.

Tekintsük egy hidrogénmolekula (H2) példáját, amelyben kovalens kötés valósul meg.

Egy hidrogénmolekula két hidrogénatomból (H) áll, amelyeknek a külső energiaszintjén egy elektron van:

Az atomok hajlamosak teljesen kitölteni pályájukat. Ezért jön össze két atom. Megosztják párosítatlan elektronjaikat, így közös elektronpárt hoznak létre. Az elektronok párosodtak:

Ez a megosztott elektronpár egy kovalens kémiai kötés. A kovalens kötést vagy az atomokat összekötő vonal vagy két pont jelzi, amelyek közös elektronpárt jeleznek:

Képzeld el, hogy két íróasztal szomszédja van. Ez két atom. Olyan képet kell rajzolniuk, amelyen piros és Kék szín. Van egy közös ceruzájuk (az egyik piros, a másik kék) - ez egy közös elektronikus pár. Mindkét asztalszomszéd használja ezeket a ceruzákat. Így ezt a két szomszédot egy közös ceruzapár köti össze, i.e. kovalens kémiai kötés.

A kovalens kémiai kötések kialakulásának két mechanizmusa van.

1. Kovalens kötés kialakulásának cseremechanizmusa.

Ebben az esetben minden atom elektronokat biztosít kovalens kötés kialakításához. Ezt a mechanizmust néztük meg, amikor megismerkedtünk a kovalens kötéssel:

1. A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa.

Ebben az esetben a közös elektronpár, úgymond, egyenlőtlen.

Az egyik atomnak LEP-je van - egy magányos elektronpár (két elektron egy pályán). És teljes mértékben biztosítja a kovalens kötés kialakításához. Ezt az atomot hívják donor– mert mindkét elektront biztosítja a kémiai kötés kialakításához.

A második atomnak pedig csak szabad pályája van. Elfogad egy elektronpárt. Ezt az atomot hívják elfogadó– mindkét elektront elfogadja.

Klasszikus példa erre az NH 4 + ammóniumion képződése. H + ion és ammónia (NH 3) kölcsönhatásából jön létre. A H+ hidrogénkation egy üres s pálya.

Ez a részecske elfogadó lesz.

Az ammóniában lévő nitrogéntérfogatnak LEP (magányos elektronpár) van.

Az ammóniában lévő nitrogénatom donor lesz:

Ebben az esetben a kék és a piros ceruzát is az egyik asztalszomszéd hozta. A másodikat „kezeli”. És mindketten ceruzát használnak.

Az ilyen ionokat előállító konkrét reakciókat később, a megfelelő szakaszokban tárgyaljuk. Egyelőre csak emlékeznie kell arra az elvre, amely alapján kovalens kötés jön létre a donor-akceptor mechanizmuson keresztül.

Kétféle kovalens kötés létezik. Vannak kovalens poláris és nem poláris kötések.

Kovalens poláris kötés atomok között fordul elő nemfémek különböző elektronegativitás értékek. Vagyis különböző nemfém atomok között.

Egy nagy elektronegativitású atom maga felé húzza a közös elektronpárt.

Kovalens nem poláris kötés atomok között fordul elő nemfémek ugyanazzal elektronegativitás értékek. Ez a feltétel akkor teljesül, ha az atomok között kötés jön létre egy kémiai elem- nem fém. Mert lehet, hogy a különböző atomok elektronegativitása nagyon közel áll egymáshoz, de attól még eltérőek lesznek.

A megosztott elektronpár nem mozdul el egyik atom felé sem, hiszen mindegyik atom ugyanolyan erővel „húzza”: a megosztott elektronpár középen lesz.

És természetesen a kovalens kötés lehet egyszeres, kettős vagy hármas:

1. Ionos kötés.

A fém és a nemfémes atomok között ionos kötés jön létre. Mivel egy fém és egy nemfém elektronegativitása nagy különbséggel rendelkezik, az elektronpár teljesen egy elektronegatívabb atom – egy nemfém atom – felé húzódik.

A teljesen feltöltött energiaszint konfigurációja nem egy közös elektronpár kialakításával érhető el. A nemfém elektront vesz a fémből, és kitölti a külső szintjét. De a fém könnyebben adja fel az elektronjait (kevés van belőle) és teljesen feltöltött szintje is van.

Így a fém, miután feladta az elektronokat, negatív töltést kap, és kationná válik. És egy nemfém, miután elektronokat fogadott, negatív töltést kap, és anionná válik.

Az ionos kémiai kötés az kation elektrosztatikus vonzása anionhoz.

Az ionos kötés fémsókban, oxidokban és hidroxidokokban megy végbe. És más anyagokban, amelyekben egy fématom egy nemfém atomhoz kapcsolódik (Li 3 N, CaH 2).

Itt egy fontos tulajdonságra kell figyelni: az ionos kötés a kation és az anionok között jön létre az összes só közül. Általában fém-nemfém kötésként írjuk le. De meg kell érteni, hogy ez csak az egyszerűsítés érdekében történik. A só nem tartalmazhat fématomot. Például ammóniumsókban (NH 4 Cl, (NH 4) 2 SO 4. Az NH 4 + ammóniumiont a só anionja vonzza – ez egy ionos kötés.

Őszintén szólva nincs ionos kötés. Az ionos kötés a poláris kovalens kötés szélsőséges foka. Bármely kötésnek megvan a saját „ionossága” - ez az elektronegativitás különbségétől függ. De iskolai tananyag, és még inkább az egységes államvizsga követelményeiben az ionos és a kovalens kötés teljesen két különböző fogalom, amelyeket nem lehet összekeverni.

1. Fém csatlakozás.

A fémcsatlakozás minden pompája csak a fémmel együtt érthető meg kristályrács. Ezért a fémes kötést később, a kristályrácsok szétszedésekor fogjuk figyelembe venni.

Egyelőre csak annyit kell tudnia, hogy a fémes kötés megvalósul egyszerű anyagok– fémek.

Intermolekuláris kötések.

Az intermolekuláris kötések sokkal gyengébbek, mint az intramolekuláris kötések, mivel nem tartalmaznak közös elektronpárt.

1. Hidrogénkötések.

A hidrogénkötések olyan anyagokban fordulnak elő, amelyekben egy hidrogénatom nagy elektronegativitású (F, O, Cl, N) atomhoz kapcsolódik.

Ebben az esetben a hidrogénatomokkal kötött kötés erősen polárissá válik. Egy elektronpár a hidrogénatomtól egy elektronegatívabb atom felé mozog. Ennek az elmozdulásnak köszönhetően a hidrogénen részleges pozitív töltés (δ+), az elektronegatív atomon pedig részleges negatív töltés (δ-) jelenik meg.

Például egy hidrogén-fluorid molekulában:

Egy molekula δ+ értékét egy másik molekula δ- értéke vonzza. Ez egy hidrogénkötés. Az ábrán grafikusan szaggatott vonal jelzi:

Egy vízmolekula négyet alkothat hidrogénkötések:

A hidrogénkötések többet nyújtanak alacsony hőmérsékletek olyan anyagok forrása és olvadása, amelyek molekulái között keletkeznek. Hasonlítsa össze a hidrogén-szulfidot és a vizet. A víz hidrogénkötéseket tartalmaz - normál körülmények között folyadék, míg a hidrogén-szulfid gáz.

1. Van der Waals erők.

Ezek nagyon gyenge intermolekuláris kölcsönhatások. Az előfordulás elve ugyanaz, mint a hidrogénkötéseké. Nagyon gyenge parciális töltések keletkeznek egy közös elektronpár rezgéseiből. És e töltések között pillanatnyi vonzási erők keletkeznek.

Ritkán vegyi anyagok kémiai elemek egyedi, egymással nem rokon atomjaiból állnak. Normál körülmények között csak kis számú nemesgáznak nevezett gáznak van ilyen szerkezete: hélium, neon, argon, kripton, xenon és radon. A kémiai anyagok leggyakrabban nem izolált atomokból állnak, hanem azok különböző csoportokba való kombinációiból. Az ilyen atomtársulások száma néhány, száz, több ezer vagy akár több atom is lehet. Azt az erőt, amely ezeket az atomokat ilyen csoportokban tartja, ún kémiai kötés.

Más szóval azt mondhatjuk, hogy a kémiai kötés olyan kölcsönhatás, amely biztosítja az egyes atomok bonyolultabb struktúrákba (molekulák, ionok, gyökök, kristályok stb.) való kapcsolódását.

A kémiai kötés kialakulásának oka, hogy a bonyolultabb szerkezetek energiája kisebb, mint az azt alkotó egyes atomok összenergiája.

Tehát különösen, ha az X és Y atomok kölcsönhatása XY molekulát hoz létre, ez azt jelenti, hogy ennek az anyagnak a molekuláinak belső energiája alacsonyabb, mint azon egyes atomok belső energiája, amelyekből létrejött:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Emiatt, amikor az egyes atomok között kémiai kötések jönnek létre, energia szabadul fel.

A legkisebb kötési energiájú külső elektronréteg elektronjai az atommaggal, ún vegyérték. Például a bórban ezek a 2. energiaszintű elektronok - 2 elektron per 2 s- pályák és 1 x 2 p-pályák:

Amikor egy kémiai kötés képződik, minden atom hajlamos a nemesgázatomok elektronikus konfigurációját elérni, azaz. hogy a külső elektronrétegében 8 elektron legyen (az első periódus elemeinél 2). Ezt a jelenséget oktettszabálynak nevezzük.

Lehetséges, hogy az atomok elérjék a nemesgáz elektronkonfigurációját, ha kezdetben az egyes atomok vegyértékelektronjaik egy részét megosztják más atomokkal. Ebben az esetben közös elektronpárok jönnek létre.

Az elektronmegosztás mértékétől függően kovalens, ionos és fémes kötések különböztethetők meg.

Kovalens kötés

A kovalens kötések leggyakrabban nemfémes elemek atomjai között fordulnak elő. Ha a kovalens kötést alkotó nemfém atomok különböző kémiai elemekhez tartoznak, akkor az ilyen kötést poláris kovalens kötésnek nevezzük. Ennek az elnevezésnek az oka abban rejlik, hogy a különböző elemek atomjai különböző képességekkel is bírnak egy közös elektronpár vonzására. Nyilvánvalóan ez a közös elektronpár elmozdulásához vezet az egyik atom felé, aminek következtében részleges negatív töltés keletkezik rajta. A másik atomon viszont részleges pozitív töltés képződik. Például egy hidrogén-klorid molekulában az elektronpár a hidrogénatomról a klóratomra tolódik el:

Példák poláris kovalens kötést tartalmazó anyagokra:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 stb.

Egyazon kémiai elem nemfém atomjai között kovalens nempoláris kötés jön létre. Mivel az atomok azonosak, a közös elektronok vonzására való képességük is azonos. Ebben a tekintetben nem figyelhető meg az elektronpár elmozdulása:

A kovalens kötés kialakulásának fenti mechanizmusát, amikor mindkét atom elektronokat biztosít közös elektronpárok kialakításához, cserének nevezzük.

Létezik egy donor-akceptor mechanizmus is.

Ha kovalens kötés jön létre a donor-akceptor mechanizmussal, akkor az egyik atom (két elektronnal) töltött pályája és egy másik atom üres pályája miatt közös elektronpár jön létre. A magányos elektronpárt adó atomot donornak, a szabad pályával rendelkező atomot pedig akceptornak nevezzük. Azok az atomok, amelyekben elektronpárok vannak, például N, O, P, S, elektronpárok donoraiként működnek.

Például a donor-akceptor mechanizmus szerint a negyedik kovalens kialakulása N-H csatlakozások az ammónium kationban NH 4 +:

A kovalens kötésekre a polaritáson kívül az energia is jellemző. A kötés energiája az a minimális energia, amely az atomok közötti kötés megszakításához szükséges.

A kötési energia a kötött atomok sugarának növekedésével csökken. Mivel tudjuk, hogy az atomi sugarak az alcsoportokban lefelé nőnek, például arra a következtetésre juthatunk, hogy a halogén-hidrogén kötés erőssége növekszik a sorozatban:

SZIA< HBr < HCl < HF

Ezenkívül a kötés energiája a többszörösségétől függ - minél nagyobb a kötési sokszínűség, annál nagyobb az energiája. A kötéssokaság a két atom közötti megosztott elektronpárok számát jelenti.

Ionos kötés

Az ionos kötés a poláris kovalens kötés szélsőséges esetének tekinthető. Ha kovalens-poláris kötésben a közös elektronpár részben eltolódik az egyik atompárhoz, akkor ionos kötésben szinte teljesen az egyik atomnak „adódik”. Az elektron(oka)t adományozó atom pozitív töltést kap, és azzá válik kation, és a belőle elektronokat vett atom negatív töltést kap és válik anion.

Így az ionos kötés olyan kötés, amely kationok anionokhoz való elektrosztatikus vonzása révén jön létre.

Az ilyen típusú kötések kialakulása az atomok kölcsönhatása során jellemző tipikus fémekés tipikus nemfémek.

Például kálium-fluorid. A káliumkation úgy jön létre, hogy egy semleges atomból egy elektront eltávolítanak, a fluorion pedig egy elektronnak a fluoratomhoz való hozzáadásával jön létre:

A keletkező ionok között elektrosztatikus vonzási erő lép fel, ami ionos vegyület képződését eredményezi.

Kémiai kötés létrejöttekor a nátriumatom elektronjai a klóratomhoz kerültek, és ellentétes töltésű ionok keletkeztek, amelyek teljes külsővel rendelkeznek. energia szint.

Megállapítást nyert, hogy a fématomról az elektronok nem válnak le teljesen, hanem csak a klóratom felé tolódnak el, mint egy kovalens kötésben.

A legtöbb fématomot tartalmazó bináris vegyület ionos. Például oxidok, halogenidek, szulfidok, nitridek.

Ionkötés is létrejön egyszerű kationok és egyszerű anionok (F −, Cl −, S 2-), valamint egyszerű kationok és komplex anionok (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −) között. Ezért az ionos vegyületek közé tartoznak a sók és bázisok (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca(OH) 2, NaOH).

Fém csatlakozás

Ez a fajta kötés fémekben jön létre.

Minden fém atomjának külső elektronrétegében olyan elektronok vannak, amelyeknek alacsony a kötési energiája az atommaghoz. A legtöbb fém esetében a külső elektronok elvesztésének folyamata energetikailag kedvező.

Az atommaggal való ilyen gyenge kölcsönhatás miatt ezek az elektronok a fémekben nagyon mozgékonyak, és minden fémkristályban folyamatosan a következő folyamat megy végbe:

M 0 - ne - = M n +, ahol M 0 egy semleges fématom, és M n + ugyanazon fém kationja. Az alábbi ábra szemlélteti a zajló folyamatokat.

Vagyis az elektronok „száguldanak” át egy fémkristályon, leválanak az egyik fématomról, kationt képeznek belőle, egy másik kationhoz csatlakoznak, semleges atomot képezve. Ezt a jelenséget „elektronszélnek” nevezték, és a szabad elektronok nemfémes atom kristályában történő összegyűjtését „elektrongáznak” nevezték. A fématomok közötti ilyen típusú kölcsönhatást fémes kötésnek nevezik.

Hidrogén kötés

Ha egy anyag hidrogénatomja nagy elektronegativitású elemhez (nitrogénhez, oxigénhez vagy fluorhoz) kapcsolódik, akkor ezt az anyagot a hidrogénkötésnek nevezett jelenség jellemzi.

Mivel a hidrogénatom egy elektronegatív atomhoz kötődik, a hidrogénatomon részleges pozitív töltés, az elektronegatív elem atomján pedig részleges negatív töltés képződik. Ebből a szempontból elektrosztatikus vonzás lehetséges az egyik molekula részlegesen pozitív töltésű hidrogénatomja és egy másik molekula elektronegatív atomja között. Például hidrogénkötés figyelhető meg a vízmolekuláknál:

A hidrogénkötés magyarázza a víz abnormálisan magas olvadáspontját. A víz mellett erős hidrogénkötések jönnek létre olyan anyagokban is, mint a hidrogén-fluorid, ammónia, oxigéntartalmú savak, fenolok, alkoholok és aminok.